Основания
Новый энциклопедический словарь
Brockhaus Lexikon.jpg Словник: Ньюфаундленд — Отто. Источник: т. 29: Ньюфаундленд — Отто (1916), стлб. 794—797 ( скан )
 Википроекты: Wikipedia-logo.png Википедия


Основания (хим.). Так называется обширная категория химических соединений, характеризующихся способностью нейтрализовать кислоты, образуя при этом соли и одновременно воду. Так, едкий натр с соляной кислотой дает поваренную соль и воду: NaOH + HCl = NaCl + H2O. Соединения с резко выраженным характером оснований (сильных оснований — см. ниже), кроме того, обладают особым щелочным или мыльным вкусом. О. своеобразно относятся к некоторым краскам (см. Индикаторы). Так, красный лакмус основаниями окрашивается в синий цвет, бесцветный фенолфталеон — в малиновокрасный, метиль-оранж — в желтый и пр. Есть еще целый ряд других реакций, специально присущих основаниям, как таковым. Следует отличать безводные основания и водные, или гидраты. Первые в типичном случае являются окислами металлов, как, напр., окись кальция CaO (негашеная известь), окись бария BaO, окись натрия Na2O, окись железа Fe2O3 и пр. Водные основания или основания в тесном смысле этого слова, являются продуктами присоединения воды к телам предыдущей категории, и потому их обычно называют гидратами окисей. Таковы гидраты окисей кальция Ca(OH)2 (гашеная известь), бария Ba(OH)2 (едкий барит), натрия NaOH (едкий натр), железа Fe(OH)3 и пр. Гидраты окисей некоторых, особенно щелочных и щелочноземельных металлов получаются путем непосредственного взаимодействия безводных окисей с водой, при чем выделяется большое количество тепла. Так, негашеная известь, облитая водой, «гасится» с сильным разогреванием, при чем имеет место реакция: CaO + H2O = Ca(OH)2. В других случаях металлические окислы не соединяются с водой непосредственно, а потому для получения гидратов приходится пользоваться косвенными приемами, прибегая к реакциям обменного разложения между солями, отвечающими данному металлу, и едким натром или кали. Так, хлорное железо с NaOH дает гидрат окиси железа Fe(OH)3: FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl. Подобные реакции становятся возможными благодаря трудной растворимости образующихся основных гидратов, тогда как остальные соединения, участвующие в реакции, легко растворимы. Гидраты окисей при нагревании теряют воду и переходят в безводные основания, но процесс этот для различных металлов совершается с весьма различной степенью легкости. Гидраты, отвечающие щелочным и щелочноземельным металлам, весьма упорно удерживают воду, тогда как гидрат окиси меди Cu(ОН)2 превращается в черную окись меди СuО уже при кипячении с водой и даже (хотя и медленно) при обыкновенной температуре. У таких металлов, как серебро и ртуть, потеря воды соответствующими гидратами окислов происходит уже при образовании этих последних путем обменного разложения (2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O). Собственно основания (гидраты окисей) характеризуются присутствием гидроксильной группы или водного остатка OH, обладающего способностью при взаимодействии с кислотным водородом давать воду. Согласно теории Аррениуса (см. Электролитическая диссоциация, Ион) при растворении оснований в воде гидроксильные группы, в них заключающиеся, отделяются и переходят в состояние ОН ионов. Способность при ионизации освобождать гидроксильные ионы (заряженные отрицательно и при электролизе оснований отделяющиеся на аноде, как кислотные остатки при электролизе соли) является таким образом для оснований в такой же степени характерной, как способность давать ионы H+ — для кислот. Нейтрализация в разбавленном растворе (для которого можно принять, что электролитическая диссоциация реагирующих тел — практически полная), сводится по этой теории к соединению ионов H+ и OH в частицу воды H2O (последняя, хотя и ионизирована, но в самой ничтожной степени): K+ + OH + H+ + NO3 = H2O + K+ + NO3. Не все основания обладают одинаковой силой или энергией. Сила основания (подобно силе кислот) определяется способностью его к ионизации при прочих равных условиях, что и понятно, так как, по предыдущему, основание в сущности реагирует, как таковое, поскольку в растворе его имеются ионы OH. Поэтому для определения силы оснований могут служить те же методы, что и для определения силы кислот, напр., методы электропроводности, кинетические методы и метод распределения. К числу сильнейших оснований, которые и в сравнительно концентрированном водном растворе почти нацело диссоциированы на ионы, относятся едкие щелочи: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, к которым примыкают и гидраты окисей щелочноземельных металлов Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2, а также Tl(ОН). Более слабыми основаниями являются Mg(OH)2, La(OH)3, Y(OH)3. Еще более слабыми Сu(ОН)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Аl(OH)3 и др. Кроме различной склонности к ионизации и в различной степени выраженной химич. активности сильные основания от слабых отличаются еще некоторыми признаками, из которых укажем на следующие два. Слабые основания по большей части с меньшей силой удерживают воду, легче ее теряют и не поглощают ее обратно; в то же время они отличаются меньшей растворимостью. Благодаря последнему обстоятельству слабые основания легко могут быть получены в осадке, как указано выше, при обменном разложении, напр., NaOH с растворимой солью, отвечающей слабому основанию. Между гидратами окислов, отвечающих металлам и металлоидам, не существует резкой границы, а потому от оснований мы имеем нечувствительный переход к кислотам. Всего резче такой переход виден в существовании амфотерных гидратов, которые, как, напр., глинозем Аl(ОН)3, способны проявлять в одно и то же время функцию основную и кислотную. Действительно, глинозем с НСl, H2SO4 и т. д. дает соли АlСl3, Al2(SO4)3, как настоящее основание, между тем как с основаниями он образует другого рода соли алюминаты (AlOK(OH)2 или AlO(OK)), в которых фигурирует в качестве (слабой, правда) кислоты. Элементы, гидраты окислов которых являются кислотами и основаниями различной силы, закономерно распределяются в периодической системе Д. И. Менделеева. — При рассмотрении оснований, кроме силы, следует еще различать их атомность, или эквивалентность (вполне отвечающую основности кислот). Это — число (ОН)= групп, находящихся в молекуле основания, экспериментально определяемое числом эквивалентов кислоты, требующихся для нейтрализации молекулы основания. Так, NaOH и КОН — суть одноэквивалентные, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Сu(ОН)2 — двухэквивалентные, Аl(ОН)3, Fe(OH)3, Cr(OH)3 — трехэквивалентные, Sn(OH)4, Th(OH)4 — четырехэквивалентные основания. Кроме оснований простейшего типа, в которых основной гидроксил связан с атомом металла, существуют основания более сложного состава, нередко называемые комплексными. В них роль металлического атома играет целая атомная группа, или радикал. Простейшим примером такого радикала может служить аммоний NH4 (от которого происходит одноэквивалентное основание NH4OH, находящееся в водном растворе аммиака NH3), во многих отношениях близко напоминающий атом калия. Подобно К.NH4 образует одноэквивалентное основание NH4(OH) (присутствующее в водных растворах аммиака NH3), с кислотами образующее аммонийные соли NH4X, аналогичные солям калия. Последние, а также NH4OH в водном растворе диссоциируют с образованием иона NH4 и т. д. В группе NH4 атомы водорода могут быть замещены органическими радикалами, и тогда возникают новые радикалы, подобно NH4, дающие начало основаниям, солям и ионам, напр., [N(CH3)4]OH, [N(CH3)4]X, [N(CH3)4]+ и т. д. Подобно замещенным аммониям, в которых как бы главную роль играет атом азота, существуют подобные же радикалы, содержащие иод, так называемые иодонии, напр., дифенилиодоний (C6H5)2J. Этим радикалам также отвечают основания и соли, напр., (C6H5)2J(OH) и (C6H5)2JX. Другие примеры сложных оснований см. в ст. Комплексные соединения, Платина.

Л. Ч.